Химическая связь презентация

Атомы объединяются в молекулы при возникновении между ними химических связей.
Образование химического соединения (молекулы, сложного иона и др.) происходит потому, что оно более энергетически устойчиво, чем состояние отдельных атомов.
Природа химической связи объясняется взаимодействием электрических полей, электронов и ядер атомов, участвующих в образовании химического соединения.

В зависимости от характера распределения электронной плотности между взаимодействующими атомами различают три основных типа химической связи:
ковалентную,
ионную,
металлическую

Ковалентная связь
Ковалентная связь – связь, образованная общими электронными парами атомов.
Для описания химических связей в любых молекулах в настоящее время наибольшее распространение получили полуэмпирические методы:
метод валентных связей (ВС)
метод молекулярных орбиталей (МО).
В основе этих методов лежат представления квантовой механики.

Метод валентных связей (ВС)
В 1916 г. американский ученый Льюис высказал предположение о том, что химическая связь образуется за счет обобществления двух электронов. При этом электронная оболочка атома стремится приобрести электронную конфигурацию благородного газа.
Эти предположения послужили основой для развития метода валентных связей. В 1927 г. Гайтлером и Лондоном был выполнен теоретический расчет энергии двух атомов водорода в зависимости от расстояния между ними.

Результаты расчета зависят от того, одинаковы или противоположны по знаку спины взаимодействующих электронов.
При совпадающем направлении спинов сближение атомов приводит к непрерывному возрастанию энергии системы.
При противоположно направленных спинах на энергетической кривой имеется минимум, т. е. образуется устойчивая система – молекула водорода Н2.

Зависимость энергии от расстояния между атомами водорода при одинаково и противоположно направленных спинах:
r0 соответствует минимуму межъядерного расстояния и называется длиной связи, а энергия связи равна глубине потенциальной ямы E0–E1, где Е0 – энергия двух невзаимодействующих атомов, находящихся на бесконечном расстоянии друг от друга.

Образование химической связи между атомами водорода является результатом взаимопроникновения (перекрывания) электронных облаков. Вследствие этого перекрывания плотность отрицательного заряда в межъядерном пространстве возрастает, и положительно заряженные ядра притягиваются к этой области. Такая химическая связь называется ковалентной.

Основные положения метода ВС
1. Ковалентная связь образуется между двумя атомами за счет взаимодействия электронных орбиталей с антипараллельными спинами электронов.
2. Связь располагается в направлении, обеспечивающем наибольшую степень перекрывания электронных орбиталей.
3. Ковалентная связь тем прочнее, чем более полно перекрываются электронные орбитали.

Различают следующие механизмы образования ковалентной связи:
обменный (спин-валентный);
донорно-акцепторный;
дативный.

Обменный (спин-валентный) механизм
механизм, по которому каждый из связываемых атомов предоставляет для ее образования по одному неспаренному электрону. Его можно выразить следующей схемой:

Примеры образования связей по обменному механизму

у атома углерода только два неспаренных электрона, и он может образовать только две ковалентные связи по обменному механизму. Если атом углерода возбудить, т. е. сообщить ему некоторую дополнительную энергию, то один из 2s-электронов может перейти на свободную 2р-орбиталь:

В этом состоянии углерод может образовать четыре ковалентные связи, например, с атомами водорода или кислорода.

CH4 CO2

Донорно-акцепторный механизм
Химическая связь образуется за счет предоставления одним атомом в общее пользование пары электронов, а другим – свободной орбитали.
Атом, предоставляющий электронную пару, называется донором, а атом, имеющий свободную орбиталь, – акцептором.

Схема образования связи в этом случае выглядит так:

Например, молекула аммиака за счет электронной пары азота может образовать четвертую связь с элементом, имеющим вакантную орбиталь: NH3 + H+ = NН4+

В случае дативной связи оба атома либо обе частицы одновременно выступают в роли и донора, и акцептора электронов.

Электронные облака атомов имеют различную форму, их взаимное перекрывание может осуществляться разными способами.
В зависимости от способа перекрывания и симметрии образующегося облака различают
σ- (сигма) и π- (пи) связи.

σ- связи
образуются при перекрывании облаков по линии, соединяющей ядра атомов:

π- связи
образуются при перекрывании электронных облаков по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов:

Основные характеристики σ- и π-связей

Химическая связь характеризуется следующими параметрами:
1) длиной связи – межъядерным расстоянием между двумя химически связанными атомами;
2) валентным углом – углом между воображаемыми линиями, проходящими через центры химически связанных атомов;
3) энергией связи – количеством энергии, затрачиваемой на ее разрыв в газообразном состоянии;
4) кратностью связи – числом электронных пар, посредством которых осуществляется химическая связь между атомами.

π-связь возможна только в случае образования кратных связей (двойных и тройных).
Кратные связи короче и прочнее одинарных.

Схема связей в молекуле N2

С2Н2

Свойства ковалентной связи
Ковалентная связь обладает:
насыщаемостью,
направленностью,
поляризуемостью.

Поляризуемость
Если электронная пара, связывающая в молекуле два одинаковых атома, в равной мере принадлежит обоим атомам, в молекуле нет разделения центров тяжести положительного и отрицательного зарядов. Такая связь называется ковалентной неполярной.

Для наглядного изображения ковалентной связи в химических формулах используются точки (точка соответствует электрону, две точки между элементами – электронной паре), а также черточки (чертой обозначают общую электронную пару).
Например, молекула хлора :
или Сl – Cl

Ковалентная неполярная связь существует в молекулах одноэлементных газов: H2, O2, N2, Cl2 …

Если электронная пара связывает два атома с различной электроотрицательностью, то она смещается в сторону более электроотрицательного атома.
Элементы с большей электроотрицательностью будут оттягивать общие электроны от элементов с меньшей электроотрицательностью. Центры тяжести положительного и отрицательного зарядов разделяются, связь становится полярной и называется ковалентной полярной связью (к.п.с.).

К.п.с. существует в молекулах HCl, H2O, NF3, CO2 и др.
За счет смещения электронов от водорода к хлору в молекуле HCl атом хлора заряжается частично отрицательно (δ−), водорода − частично положительно (δ+):

Мерой полярности связи является электрический момент диполя (ЭМД) μ, представляющий собой произведение длины диполя l на абсолютный эффективный заряд δ:
μ = δ ∙ l
ЭМД обычно выражают в Кл · м. Это векторная величина, направленная от положительного полюса диполя к отрицательному. В многоатомных молекулах суммарный ЭМД равен векторной сумме ЭМД отдельных связей и зависит от строения молекулы.

Электрический момент диполя в Кл · м имеет значения порядка 10−29, поскольку длина диполя имеет значение порядка диаметра атома (∼10−10 м), а заряд электрона 1,6 · 10−19 Кл.
В качестве единицы измерения используют также внесистемную единицу измерения дебай (D),
1 D = 3,3 · 10−30 Кл · м. В справочной литературе дипольные моменты молекул приводят в дебаях. Большинство полярных молекул имеют дипольный момент порядка 1 дебая.

ЭМД химической связи в молекулах

Химическая связь в большинстве соединений сочетает свойства ковалентной и ионной связи. Степень ионности характеризуется эффективным зарядом атомов, определяемым экспериментально.
В молекуле HCl эффективный заряд на атоме водорода составляет +0,18, а на атоме хлора
–0,18 абсолютного заряда электрона. Связь в молекуле HCl имеет на 18% ионный характер и на 82% – ковалентный.

Насыщаемость
Насыщаемость ковалентной связи обусловлена ограниченными валентными возможностями атомов, т. е. их способностью к образованию строго определенного числа связей. Общее число валентных орбиталей в атоме определяет максимально возможную валентность элемента.
Число использованных для этого орбиталей определяет валентность элемента в данном соединении.

Например, в соединении PCl3 фосфор трехвалентен, в соединении SiF4 кремний имеет валентность четыре:
В HNO3 валентность азота = 4

Направленность
Направленность ковалентной связи обусловливается тем, что электронные облака атомов имеют определенное конфигурацию – расположение в пространстве. Часто в образовании связи участвуют орбитали разных конфигураций. Для объяснения того, как неравноценные по исходному состоянию орбитали образуют равноценные химические связи используются представления о гибридизации валентных орбиталей.

Гибридизация сопровождается изменением формы и энергии электронных облаков, которое происходит при поглощении энергии и сопровождается образованием одинаковых по форме и энергии гибридных облаков (орбиталей). Незначительные затраты энергии при таких изменениях окупаются при образовании равноценных связей.
Гибридные орбитали изображают в виде неправильной сильно смещенной в одну сторону гантели .

Образование BeCl2 с учетом электронного строения атомов бериллия и хлора выражается следующей схемой:

Для объяснения равноценности связей Be−Cl, используют концепцию о sp-гибридизации валентных атомных орбиталей бериллия. При гибридизации одна s-орбиталь и одна p-орбиталь атома бериллия как бы смешиваются и выравниваются по форме и энергии, давая две одинаковые sp-гибридные орбитали.

sp-гибридизация
Линейную форму имеют и все другие молекулы с sp-гибридизацией атомных орбиталей

sp2-гибридизация дают плоскостную геометрию молекулы: BF3

BF3

Когда смешиваются одна s- и три p-орбитали, возникают sp3-гибридизованные орбитали, имеющие геометрию тетраэдра (CH4):

CH4

Гибридизации могут подвергаться как орбитали с неспаренными электронами, так и орбитали, на которых находятся неподеленные электронные пары.
Например, в молекуле воды H2O кислород находится в состоянии sp3-гибридизации:

H2O

NH3
В молекуле аммиака (NH3) атом азота также находится в sp3-гибридном состоянии

Обобщением метода ВС для предсказания геометрии молекул является метод Гиллеспи.
Основные положения метода Гиллеспи:
1. Все электроны, образующие химические связи атомов, считаются равноценными независимо от их типа (s, p, d, f).
2. Атомный остов, содержащий ядро и внутренние электронные оболочки, не оказывает влияние на расположение валентных электронов.
3. Электронные пары располагаются в пространстве таким образом, чтобы отталкивание между ними было минимальным: две электронные пары располагаются линейно, три образуют правильный треугольник, четыре располагаются тетраэдрически, пять направлены к вершинам тригональной бипирамиды, шесть – к вершинам октаэдра

4. Строение молекулы определяется расположением в пространстве связывающих электронных пар.
5. Орбиталь кратной связи считается единичной, независимо от того, содержит она одну или две π -связи. В то же время электронные пары двойной и тройной связи занимают в пространстве несколько больше места, чем электронная пара одинарной связи.
6. Неподеленная электронная пара в пространстве занимает больше места, чем связывающая электронная пара.

При рассмотрении геометрической формы молекулы методом Гиллеспи ее формула записывается в виде AХnEm,
А – центральный атом;
X – атом, с которым центральный атом образует химическую связь, то есть дает связывающие электронные пары, n – число атомов Х ;
Е – неподеленная электронная пара; m – число неподеленных электронных пар.

Число неподеленных электронных пар m определяют следующим образом: число валентных электронов центрального атома минус число электронов, участвующих в образовании связей. Полученную разность делят на 2.
Далее определяется пространственное расположение всех электронных пар (связывающих и неподеленных), затем устанавливается геометрия молекулы.

AX2E0
BeГ2,CO2, N2O, [Ag(NH3)2]+

СО2

BF3, SO3, С2Н4, NO , CO
AX3E0

AX2E1
SnCl2, SO2, O3

Строение многих молекул нельзя изобразить только одной схемой с локализованной π-связью. В таких случаях строение молекулы может отражаться несколькими структурами с помощью метода ВС, которые по отношению друг к другу являются резонансными.
Например, молекула SO2 может быть изображена в виде двух резонансных структур:

AX2E2
H2O

AX4E0
CH4, CГ4, SiO , NOF3, SO , ClO , Ni(CO)4, NH4+, [Zn(CN)4]2–

AX3E1
NH3, H3O+, SOCl2, SO , IO , BrO

AX5E0
PГ5, Fe(CO)5

AX6E0
SF6, PF6– , [AlF6]3–, [SiF6]2- [CoF6]3–

Следует различать полярность связей и полярность молекул. Связи в молекуле могут быть полярными, а сами молекулы неполярными в случае ее высокой симметрии. Например, электрический момент диполя симметрично связанных молекул СО2, SO3, СН4 равен нулю, хотя связи полярны.
Дипольный момент молекулы характеризует ее способность ориентироваться в электрическом поле между положительными и отрицательными электродами.

Компенсация диполей в молекуле CO2
Электрический момент диполя молекулы СО2 (sp-гибридизация) равен нулю хотя связи С = О полярны :

Неполярными являются также CCl4 (sp3-гибридизация), PF5 (sp3d-гибридизация), SF6 (sp3d2-гибридизация), хотя связи С–Cl, P–F и S–F полярны:

Молекула воды имеет угловое строение (sp3-гибридизация), является полярной :

Полярными являются также CH2O (sp2-гибридизация), NH3 (sp3-гибридизация), CHCl3 (sp3-гибридизация):

Вследствие углового строения μ (SO2) = 1,79 D.
Дипольные моменты NF3 и NH3 при одинаковой гибридизации атома азота (sp3), примерно одинаковой полярности связей N–F и N–H и сходной геометрии молекул существенно различаются, поскольку дипольный момент неподеленной пары электронов азота при векторном сложении ЭМД в случае NH3 увеличивает μ молекулы, а в случае NF3 уменьшает его.

МЕТОД МОЛЕКУЛЯРНЫХ ОРБИТАЛЕЙ
Идея метода молекулярных - все электроны находятся на молекулярных орбиталях, единых для всей системы ядер и электронов данной молекулы.
Для определения волновых функций молекулярных орбиталей используют приближение, называемое линейной комбинацией атомных орбиталей (ЛКАО): молекулярная волновая функция (МО) получается простым сложением или вычитанием атомных волновых функций (АО).

Основные положения метода МО
– в образовании МО могут участвовать АО, имеющие сходную симметрию и близкую энергию;
– количество МО в молекуле равно сумме АО атомов, входящих в ее состав;
– АО должны в достаточной степени перекрываться при образовании МО. Поэтому орбитали внутренних электронных слоев атомов практически не участвуют в образовании связи и в методе МО обычно не рассматриваются.

По аналогии с атомными s-, p-, d-, f-орбиталями молекулярные орбитали обозначают греческими буквами σ-, π-, δ-, ϕ-.
Заполнение молекулярных орбиталей происходит так же, как и атомных, с соблюдением принципа Паули, принципа наименьшей энергии и правила Хунда; на каждой МО может находиться не более двух электронов.

В методе МО образование молекулярных орбиталей рассматривается как результат сложения и вычитания комбинируемых АО. Молекулярная орбиталь, возникающая в результате сложения АО, отвечает более низкому значению энергии, чем сумма энергий исходных АО. Такая МО имеет повышенную электронную плотность в пространстве между ядрами и способствует образованию химической связи, она называется связывающей.

Молекулярная орбиталь, возникающая в результате вычитания АО, отвечает более высокому значению энергии, чем сумма энергий исходных АО. Электронная плотность в этом случае сконцентрирована за ядрами атомов, а между ними равна нулю.
Подобные МО энергетически менее устойчивы, они приводят к ослаблению химической связи и называются разрыхляющими (их часто обозначают звездочками на схемах)

–

перекрывание рх-АО, (р-орбиталей, вытянутых вдоль оси х, соединяющей ядра атомов). Образуется связывающая МО и разрыхляющая МО

py-АО и pz-АО перекрываются с образованием по паре одинаковых по энергии, но взаимно перпендикулярно ориентированных в пространстве -МО

Образование молекулярных орбиталей из атомных изображают схематически в виде энергетических диаграмм.
Рассмотрим построение такой энергетической диаграммы на примере молекулы водорода Н2, ионов Н , Не

Устойчивая частица (молекула, ион) образуется в случае, если сумма электронов, расположенных на связывающих МО, превышает сумму электронов на разрыхляющих МО.
Порядок связи равен половине разности числа электронов на связывающих Nсв и разрыхляющих Nразр МО:
Порядок связи (ПС) =

Если порядок связи = 0, то молекула не образуется. Порядок связи может принимать как целые, так и дробные положительные значения. Чем выше порядок связи, тем прочнее молекула.

молекулярные орбитали двухатомных гомоядерных молекул элементов II периода по энергии располагаются следующим образом:
а) для молекул Li2, Be2, B2, C2, N2 этот порядок σ <σ < π = π < σ < π = π < σ

Электронная конфигурация молекулярного иона O :
(σ )2 (σ )2 (σ )2(π )2(π )2 (π )0 (π )1 (σ )0
Порядок связи:
Электронная конфигурация молекулярного иона O :
(σ )2 (σ )2 (σ )2 (π )2 (π )2 (π )1 (π )2 (σ )0
Порядок связи:

Парамагнетизм кислорода

Энергетическая диаграмма молекулы CO

Пример 1. Молекула BF3. Число валентных электронов 3. Неподелённых электронных пар у атома бора нет
(m = 0). Формула молекулы AX3E0.
n + m = 3.
Расположение электронных пар в пространстве – правильныйй треугольник

Пример 2. Молекула SnCl2. Число валентных электронов у атома олова = 4.
Число неподеленных электронных пар:
m = = 1
Формула молекулы AX2E1. Общее число электронных пар:
n + m = 3.
Расположение электронных пар в пространстве – плоский треугольник. Молекула имеет угловое строение.

Пример 3. Молекула XeF4. Число валентных электронов у атома ксенона = 8. Число неподелённых электронных пар:
m = = 2.
Формула молекулы AX4E2. Общее число электронных пар:
n + m = 6.
Расположение электронных пар в пространстве – октаэдр. Строение молекулы – квадрат. У атома ксенона остаются две неподелённые пары электронов.

Пример 4. Молекула SO2. Число валентных электронов у атома серы = 6. Молекула содержит две π-связи. Число неподелённых электронных пар:
m = = 1.
Формула молекулы AX2E1.
n + m = 3.
Расположение электронных пар в пространстве – правильный треугольник. Молекула имеет угловое строение, у атома серы остается одна неподелённая пара электронов.

Поскольку неподеленная электронная пара образует более размытое электронное облако, чем общая (обобществленная, связывающая), поэтому она занимает больший объем. Это приводит к уменьшению валентных углов по сравнению с тетраэдрическими 109°28′.